元素周期律(化学性质)
化学元素的周期表和性质
化学元素的周期表和性质一、周期表的构成1.周期表是化学元素按照原子序数递增排列的表格，目前包含118种元素。
2.周期表分为七个周期，横排，周期数等于元素原子的最外层电子层数。
3.周期表有十六个族，竖排，族数代表元素原子的最外层电子数。
二、周期表的规律1.周期规律：电子层数相同的元素，从左至右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2.族规律：同一族元素，原子半径随着周期数增加而增大，金属性随着周期数增加而增强，非金属性随着周期数增加而减弱。
三、元素的性质1.原子半径：原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期中，从左至右原子半径逐渐减小。
2.金属性：元素的金属性随着原子序数的增大而减弱；同一族中，金属性随着周期数的增加而增强。
3.非金属性：元素的非金属性随着原子序数的增大而增强；同一族中，非金属性随着周期数的增加而减弱。
4.最高正化合价：主族元素的最高正化合价等于其最外层电子数（O、F元素除外）。
5.最低负化合价：主族元素的最低负化合价等于其最外层电子数减8（O、F元素除外）。
6.周期表在化学反应中的应用：根据元素的位置，判断其在化学反应中的角色，如氧化剂、还原剂等。
7.周期表在材料科学中的应用：根据元素的性质，选择合适的元素制备具有特定性能的材料。
8.周期表在生物体内的应用：了解元素在生物体内的分布和作用，研究生物体生理功能与元素的关系。
五、学习周期表的建议1.熟悉周期表的基本构成，了解各个周期、族的元素分布。
2.掌握周期表的规律，能根据元素的位置判断其性质。
3.了解元素的主要性质和应用，提高对化学知识的运用能力。
4.平时多观察、多思考，将周期表与实际应用相结合，提高学习效果。
习题及方法：1.习题：元素X位于第四周期第Ⅷ族，原子序数为26，请写出元素X的名称。
方法：根据题目信息，我们可以知道元素X位于第四周期第Ⅷ族，原子序数为26。
查看周期表，第四周期第Ⅷ族的元素是铁（Fe）。
所以元素X的名称是铁。
如何使用元素周期表判断一个元素的化学性质
如何使用元素周期表判断一个元素的化学性质元素周期表是化学中最重要的工具之一，它可以帮助我们了解元素的化学性质。
要使用元素周期表判断一个元素的化学性质，需要关注以下几个方面：1.元素的位置：元素在周期表中的位置反映了其原子结构的规律性变化。
周期表分为横行（周期）和竖列（族）。
横行表示原子核外电子层的增加，竖列表示元素原子最外层电子数的规律性变化。
2.元素的周期：周期表中的横行称为周期，共有7个周期。
从第一周期到第七周期，原子核外电子层数逐渐增加，元素的化学性质也随之发生变化。
例如，第一周期的元素只有1个电子层，而第七周期的元素有7个电子层。
3.元素的族：周期表中的竖列称为族，共有18个族。
族的划分是根据元素原子最外层电子数的规律性变化进行的。
例如，IA族元素最外层只有1个电子，IIA族元素最外层只有2个电子。
4.元素周期律：元素周期表中的元素按照一定的规律排列，反映了元素原子结构的周期性变化。
元素周期律包括原子半径、离子半径、电子亲和能、电离能等方面的变化。
这些变化可以用来预测元素的化学性质。
5.元素周期表中的“特殊性”：周期表中的一些“特殊”元素具有独特的化学性质。
例如，过渡元素具有复杂的电子结构，表现为多种氧化态和丰富的化合物；主族元素具有稳定的电子层结构，化学性质相对简单。
6.元素周期表的应用：通过比较元素在周期表中的位置，可以推测它们在化学反应中的行为。
例如，金属性较强的元素（如钠、钾等）容易失去电子，具有较强的还原性；非金属性较强的元素（如氯、氟等）容易获得电子，具有较强的氧化性。
总之，要判断一个元素的化学性质，需要充分利用元素周期表提供的信息。
通过分析元素在周期表中的位置、族、周期律以及特殊性，可以预测元素的化学性质，为化学研究和实际应用提供依据。
元素周期表 元素性质的变化规律
跟踪训练
提出问题：如何利用实验室常见的药品试剂探究 11～17 号元 素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强？实验用的仪器和药 品、试纸等任选。 猜想与假设：(1)用________________三种金属分别与水反应， 通 过 观 察 生 成 气 泡 的 速 率 便 会 得 出 从 ____________ 到 ____________金属性减弱。 (2)因实验室不可能有硅单质，但可以测 0.1 mol/L 的______溶 液和________溶液及 Na2SO4 溶液的 pH，推断三种盐溶液的 水解情况，得出________、________、硫酸三种最高价含氧酸 的 酸 性 强 弱 顺 序 是 ____________ ， 从 而 得 出 从 ________到 ________非金属性增强。
_____________________________________________________ ____________________________________________________。
Ⅱ.利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。
(3)仪器 A 的名称为________________，干燥管 D 的作用是 _____________________________________________________ ___________________。
(4)实验室中现有药品 Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选 择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：装置 A、B、 C 中所装药品分别为________、________、________，装置 C 中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为
_____________________________________________________ ____________________________________________________。 (5)若要证明非金属性：C>Si，则 A 中加________、B 中加 Na2CO3 、 C 中 加 ________ ， 观 察 到 C 中 溶 液 的 现 象 为 _____________________________________________________ ____________________________________________________。
化学之元素周期表的性质
元素周期表的性质1、元素周期表：元素周期表有7个横行，叫周期。
第1到第3周期被称为短周期，第4到第6周期被称为长周期，第7周期被称为不完全周期。
元素周期表中有18个列，叫族。
其中有7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。
周期序素=电子层数，主族元素=最外层电子数。
2、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
3、主族元素化合价：最高正价=最外层电数，最低负价=-（8-最高正价），金属元素最低正价为0。
4、前20号元素：ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 01 H He2 Li Be B C N O F Ne3 Na Mg Al Si P S Cl Ar4 K Ca5、第三周期元素化合物性质比较：族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA元素Na Mg Al Si P S Cl最高价氧化物Na2O MgO Al2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7NaOH Mg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4最高价氧化物对应水化物酸、碱性强碱中强碱两性弱酸中弱酸强酸最强酸气态氢化物SiO4PH3H2S HCl不稳定较稳定稳定热稳定性比较很不稳定6、元素性质：在同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族元素，从上到下电子层数增多，原子半径增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
在同一周期中，从左到右，主族元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；它们气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
在同一主族中，从上到下，元素最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；它们的气态氢化物的热稳定性逐渐减弱。
原子半径金属性非金属性最高价氧化物对应水化物气态氢化物的稳定性酸性碱性同一横行减小减小增大减小增大增大同一列增大增大减小增大减小减小2011.11.12。
初识元素周期律笔记
元素周期律1.原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最外层电子数决定。
2.元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
3.决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。
4.周期序数= 该周期元素原子的电子层数主族的族序数= 该族元素原子的最外层电子数5.主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关。
元素周期表一、概念1.元素周期表是元素周期律的表现形式。
2.编排原则：（1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。
（2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。
3.第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。
4.元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原子获得电子能力的强弱。
二、元素性质递变的周期性引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。
1.化合价（1）主族元素的最高正价= 最外层电子数= 主族序数= 8 -︱最低负价︱（F无正价，氧无最高正价）主族元素最低负价= 主族序数– 8（除第一周期外）︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8 （2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。
既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。
2.原子半径（1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。
（2）3.金属性和非金属性（1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。
（3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：Na<P（白琳，红磷）元素金属性：Pb>Sn 单质活泼性：Sn>Pb三、化合物性质递变的周期性1.同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。
化学教案：元素的性质和周期表
化学教案：元素的性质和周期表一、元素的性质和周期表概述元素是构成物质的基本单位，它们有着不同的性质和特点。
研究元素的性质对于理解物质的组成和化学反应具有重要意义。
为便于分类和研究，科学家们将元素按照一定规律进行排列，形成了周期表。
二、元素的性质元素的性质主要体现在其原子结构上。
核外电子决定了元素的化学性质，而核内电子和中子则导致了元素的物理性质。
以下是几个常见元素的性质：1. 氢 - 是最轻也是最丰富的元素之一，在常温常压下是无色无味气体。
氢在高温下可与氧发生剧烈反应，产生大量能量，被广泛用作能源。
2. 氧- 是我们呼吸过程中必需的气体，通常以O₂表示。
氧具有强烈的电负性，容易与其他非金属形成化合物。
3. 碳 - 是唯一一个可以形成长链分子并支撑生命存在的非金属元素。
在自然界中碳以多种形式存在：如钻石和石墨。
4. 金 - 是一种黄色金属，具有优异的导电性和热传导性。
由于其稳定性和抗腐蚀性，金被广泛用于首饰制造和货币交易中。
三、周期表的发展与构成周期表是一个按照元素原子序数排列的表格。
它最初由俄国化学家门捷列夫在1869年提出，并不断得到完善。
现代版本通常以亨利·莫泽利为主要贡献者。
1. 元素周期律 - 在最早的周期表中，元素按照其物理和化学性质进行分类。
随着科学家对元素更深入的了解，他们发现了一种更简洁而有规律的排列方式- 主要基于原子序数从小到大排列。
2. 周期表组织方式 - 周期表通常分为若干横行称为"周期"和竖列称为"族"。
根据元素阶梯形式的不同，可以将周期表分为s区、p区、d区、f区。
3. 常见族别 - 周期表上有几个常见且重要的族别。
例如第一族是碱金属，它们具有低的电负性和强烈的还原性。
第十八族是稀有气体，它们多数不参与反应。
四、周期表的应用周期表不仅仅是一个元素排列图表，它还为化学和其他领域提供了许多实际应用。
1. 元素预测 - 通过观察元素在周期表上的位置和趋势，可以推测出新发现元素的性质。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
化学元素周期律计算
高中化学常识：元素周期律元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。
周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。
元素周期律如下：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。
1.原子半径(1)同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的(2)递增，元素原子的半径递减;(3)同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
总说为：左下方>右上方(注)：阴阳离子的半径大小辨别规律(4)由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以，总的说来，同种元素的：(5)阳离子半径<原子半径<阴离子半径(6)同周期内，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐增加;(7)同主族内离子半径逐渐增大。
(8)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
(不适合用于稀有气体)(9)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价)，第一周期除外，第二周期的O、F(O无最高正价，F无正价，除外)元素除外;(10)最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
(11)元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一(仅限除O，F的非金属)2.元素的金属性、氧化性、还原性、稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增;(1)单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强;(2)单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定;(3)最高价氧化物对应水化物(含氧酸)酸性越强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减;(4)单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱;(5)单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应;(6)最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)碱性越强。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
元素周期律
物质熔、沸点高低的判断
1.根据物质在相同条件下的状态。
一般熔、沸点：固＞液＞气，
如：碘单质>汞>CO
2
2.同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。
3.在原子晶体中和离子晶体中，子半径之和越小，熔沸点越高。
反之越低。
如熔点：金刚石（C—C）＞碳化硅（Si—C）＞晶体硅（Si—Si）。
如熔点：KF＞KCl＞KBr＞KI，CaO＞KCl。
4.分子晶体中，分子晶体分子间作用力越大（相对原子质量越大）熔沸点越高，反之越低。
（具有氢键的分子晶体，熔沸点反常地高，如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S）。
5.组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸
点越高。
如：CH
4＜SiH
4
＜GeH
4
＜SnH
4。
6.同分异构体：链烃及其衍生物的同分异构体随着支链增多，熔沸点降低。
如：
CH
3(CH
2
)
3
CH
3
(正)＞CH
3
CH
2
CH(CH
3
)
2
(异)＞(CH
3
)
4
C(新)。
非金属性强弱判断
1．同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；
2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强；3．依据其气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强；
4．与氢气化合的条件：条件要求越低，非金属性越强；
5．与盐溶液之间的置换反应（以强制弱）；
6．与同种物质反应，观察产物的化合价；
例：2Cu＋S =Cu
2S Cu＋Cl
2
=CuCl
2
所以，Cl的非金属性强于S。
金属性强弱判断
1．同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；同主族中，从上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；
2．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱：碱性越强，其元素的金属性也越强；3．依据金属活动顺序表（极少数例外）；
4．常温下与水、酸反应的剧烈程度；越剧烈，金属性越强。
5．用电化学的方法，在原电池中为负极的金属性强；
6．与盐溶液之间的置换反应以及高温下与金属氧化物间的置换反应（以强制弱）；7．金属阳离子得电子能力越强，金属性越弱。
；。